Иодистый водород

Химические свойства

ИОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бромистый водород HBr

Химические свойства

Физические свойства

БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Бром Br₂ - открыт Ж. Баларом в 1826 г.

Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см³; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

Окисление ионов Br ^- сильными окислителями:

MnO₂ + 4HBr ® MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Cl₂ + 2KBr ® 2KCl + Br₂

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

1) Реагирует с металлами:

2Al + 3Br₂ ® 2AlBr₃

2) Реагирует с неметаллами:

H₂ + Br₂ «2HBr

2P + 5Br₂ ® 2PBr₅

3) Реагирует с водой и щелочами:

Br₂ + H₂O «HBr + HBrO

Br₂ + 2KOH ® KBr + KBrO + H₂O

4) Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ + 2HI ® I₂ + 2HBr

Br₂ + H₂S ® S + 2HBr

Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

1)

2NaBr + H₃PO₄ –^t°®Na₂HPO₄ + 2HBr­

2)

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

1) Диссоциация:

HBr «H⁺ + Br ^-

2) С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

Mg + 2HBr ® MgBr₂ + H₂­

3) с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr₂ + H₂O

4) с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr ® FeBr₃ + 3H₂O

NH₃ + HBr ® NH₄Br

5) с солями:

MgCO₃ + 2HBr ® MgBr₂ + H₂O + CO₂­

AgNO₃ + HBr ® AgBr¯ + HNO₃

Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br ^- в растворе.

6) HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H₂SO₄(конц.) ® Br₂ + SO₂­ + 2H₂O

2HBr + Cl₂ ® 2HCl + Br₂

Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr⁺¹O и сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.

Йод I₂ - открыт Б. Куртуа в 1811 г.

Физические свойства

Кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском.
r= 4,9 г/см³; t°пл.= 114°C; t°кип.= 185°C. Хорошо растворим в органических растворителях (спирте, CCl₄).

Получение

Окисление ионов I^- сильными окислителями:

Cl₂ + 2KI ® 2KCl + I₂

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ ® I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

1) c металлами:

2Al + 3I₂ ® 2AlI₃

2) c водородом:

H₂ + I₂ «2HI

3) с сильными восстановителями:

I₂ + SO₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HI

I₂ + H₂S ® S + 2HI

4) со щелочами:

3I₂ + 6NaOH ® 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде, t°кип. = -35°С; t°пл. = -51°С.

Получение

1)

I₂ + H₂S ® S + 2HI

2) 2P + 3I₂ + 6H₂O ® 2H₃PO₃ + 6HI­

Химические свойства

1) Раствор HI в воде - сильная йодистоводородная кислота:

HI «H⁺ + I^-

2HI + Ba(OH)₂ ® BaI₂ + 2H₂O

Соли йодистоводородной кислоты - йодиды (др. реакции HI см. св-ва HCl и HBr)

2) HI - очень сильный восстановитель:

2HI + Cl₂ ® 2HCl + I₂

8HI + H₂SO₄(конц.) ® 4I₂ + H₂S + 4H₂O

5HI + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ ® 5HIO₃ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 9H₂O

3) Идентификация анионов I^- в растворе:

NaI + AgNO₃ ® AgI¯ + NaNO₃

HI + AgNO₃ ® AgI¯ + HNO₃

Образуется темно-желтый осадок йодида серебра, нерастворимый в кислотах.